MODUL
KIMIA XI IPA
BAB II TERMOKIMIA
1
TERMOKIMIA
I. Standar Kompetensi 2. Memahami perubahan energi dalam reaksi kimia dan cara pengukurannya . II. Kompetensi Dasar 2.2. Menentukan H reaksi berdasarkan percobaan, hukum Hess,data perubahan entalpi pembentukan standar, dan data energi ikatan. III. Indikator 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.
Menghitung harga ∆H reaksi berdasarkan data percobaan. Membedakan sistem dan lingkungan Menjelaskan perubahan entalpi (∆H) sebagai kalor reaksi pada tekanan tetap. Membedakan reaksi yang melepas kalor (eksoterm) dengan reaksi yang menerima kalor (endoterm) melalui percobaan Menjelaskan macam-macam entalpi molar Menghitung harga ∆H reaksi berdasarkan data percobaan. Menghitung ∆H reaksi dengan menggunakan diagram siklus / diagram tingkat energi. Menghitung ∆H reaksi dengan menggunakan data entalpi pembentukan standar Menghitung ∆H reaksi dengan menggunakan data energi ikatan
Termokimia adalah cabang dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan energi yang menyertai reaksi-reaksi kimia.Perubahan energi dalam reaksi kimia terjadi dalam bentuk kalor reaksi, yang sebagian besar berlangsung pada keadaan tetap sehingga kalor reaksi dinyatakan sebagai perubahan entalpi (∆H). II.1 Azas Kekekalan Energi (Hukum I Termodinamika) Hukum I Termodinamika menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan maupun dimusnahkan, tetapi energi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk lain.
2
1. Sistem dan Lingkungan Sistem merupakan reaksi atau proses yang sedang menjadi pusat perhatian kita, sedangkan lingkungan adalah segala sesuatu di luar atau di sekitar sistem.
Berdasarkan reaksi pada gambar 2.1, logam seng dan asam klorida merupakan sistem, sedangkan tabung reaksi dan udara di sekitarnya disebut lingkungan. Berdasarkan interaksi yang terjadi antara sistem dan lingkungan, dibedakan tiga macam sistem yaitu sistem terbuka, sistem tertutup dan sistem terisolasi. Gambar 2. 1 Campuran Zn dan asam klorida
a. Sistem Terbuka Sistem terbuka adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi dan zat (materi) antara lingkungan dengan sistem. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi), misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem. b. SistemTertutup Sistem tertutup adalah suatu sistem yang memungkinkan terjadi perpindahan energi antara sistem dan lingkungan, tetapi tidak dapat terjadi pertukaran materi. c. SistemTerisolasi Sistem terisolasi adalah sistem yang tidak memungkinkan terjadinya perpindahan energi dan materi antara sistem dengan lingkungan.
Gambar 2.2 Contohsistem (a) terbuka (b) tertutupdan terisolasi 3
(c)
2. Energi Dalam Perpindahan energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) maupun berupa kerja (w).Harga q dan w dapat bernilai positif atau negatif, jika: Sistem menerima kalor, q bertanda positif (+). Sistem membebaskan kalor, q bertanda negatif (-). Sistem melakukan kerja, w bertanda negatif (-). Sistem menerima kerja, w bertanda positif (+).
Energi dalam (internal energy) merupakan jumlah energi yang dimiliki oleh suatu zat atau sistem yang dilambangkan E. Energi dalam suatu zat tidak dapat diukur rnamun yang penting dalam termokimia adalah menentukan perubahan energi dalam (∆E), yaitu selisih antaraenergidalamproduk (Ep) denganenergidalampereaksi (ER).
∆E = Ep− ER
Ep = energidalamproduk ER= energidalampereaksi
Perubahan energi dalam dapat berupa kalor yang diserap atau dibebaskan (q) dan kerja yang dilakukan atau diterima (w).Sehingga, perubahan energi sistem sama dengan:
∆E = q +w Jika sistem tidak melakukan kerja, tapi sistem diberi sejumlah kalor, maka: ∆E = q Jika sistem menerima kerja, dan tidak terjadi perpindahan kalor, maka: ∆E = w
4
Contohsoal: Berapakah perubahan energi dalam (∆E), jika sistem menyerap kalor 150 J dan melakukan kerja 50 J? ∆E = q +w Penyelesaian: = (+150 J) + (- 50 J) Sistem menyerap kalor (+q) = +150 J = + 100 J Sistem melakukan kerja (-w) = - 50 J 3. Perubahan Entalpi Entalpi (H) digunakan untuk menghitung jumlah kalor yang berpindah dari atau ke sistem pada tekanan tetap. Nilai absolut entalpi tidak dapat diukur, yang dapat diukur hanyalah perubahan entalpi (∆H). Perubahan entalpi merupakan selisih antara entalpi pada akhir proses (produk) dan entalpi mula-mula (reaktan). ∆H reaksi = Hakhir- Hawal = H produk –H pereaksi 4. Reaksi Eksoterm dan Endoterm
A = Hpereaksi B = Hproduk Hproduk < Hpereaksi
∆H negatif (−)
Reaksi eksoterm adalah reaksi yang disertai dengan perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan. Artinya, sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan berkurang dimana entalpi produk lebih kecil dari pada entalpi pereaksi. Oleh karena itu perubahan entalpi (∆H) bertanda negatif.
Reaksi endoterm adalah reaksi perpindahan kalor dari lingkungan ke sistem.Artinya, sistem menyerap energi, sehingga entalpi sistem akan bertambah dimana produk lebih besar dari pada entalpi pereaksi. Oleh karena itu perubahan entalpi (∆H) bertanda positif.
A = Hproduk B = Hpereaksi Hproduk > Hpereaksi
∆H positif (+)
5. Persamaan Termokimia Persamaan termokimia merupakan persamaan reaksi kimia yang disertai perubahan entalpi yang menyertainya.
5
Contoh: Pembakaran 1 mol gas etana membentuk karbon dioksida dan uap air menghasilkan kalor 152 kJ. Kata “menghasilkan” menunjukkan reaksi tergolong eksoterm, sehingga ∆H = − 152 kJ untuk pembakaran 1 moletana. Persamaan termokimianya adalah: 7
C2H6(g) + O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) 2
∆H = − 152 kJ
atau 2C2H6(g) + 7O2(g) → 4CO2(g) + 6H2O(g) ∆H = − 304 kJ (Jika koefisien reaksi dikalikan dua, maka ∆H reaksi juga harus dikalikan dua).
Latihan! Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi-reaksi berikut ini! a. Reaksi C3H8(g) + 5O2(g) →3CO2(g) + 4H2O(l) dibebaskankalor 223 kJ b. Reaksi CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) dibebaskan 2671 kJ II.2 Perubahan Entalpi Standar Perubahan entalpi yang menyertai suatu reaksi bergantung pada suhu dan tekanan.Umumnya data termokimia ditentukan pada kondisi 25oC dan 1 atm. Perubahan entalpi reaksi yang ditentukan pada kondisi tersebut dinyatakan sebagai perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang ∆Ho. Berdasarkan jenis reaksi yang terjadi, perubahan entalpi dibedakan menjadi: 1. Entalpi Pembentukan Standar (∆Hfo = Standard Enthalpy of Formation) Entalpi Pembentukan Standar (∆Hfo) yaitu perubahan entalpi yang menyertai pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsur bebas pembentuknya pada keadaan standar (298 K dan 1 atm).
6
Tabel 2.1 Perubahan entalpi pembentukan standar (∆Hfo) dari beberapa zat
Contoh: 7 (CH4) dari C dan gas hidrogen adalah –74,8 1. ∆Hf ountuk pembentukan 1 mol gas metana kJ. Persamaan termokimianya adalah: C(s) + 2H2(g) → CH4(g) ∆H = –74,8 kJ 2. Pada pembentukan 22 gram C3H8 (ArC = 12, H = 1) dibebaskan kalor sebesar 75 kJ.
Latihan! Tulislah persamaan termokimia pada keadaan standar, berdasarkan data berikut: a. Pembentukan 117 g garam dapur (NaCl) membebaskan kalor sebanyak822 kJ. b. Pembentukan 13 g gas (C2H2) memerlukan kalor sebanyak 113 kJ. c. Pembentukan 5,6 L gas CO2 (STP) membebaskan kalor sebanyak98,5 kJ. (Diketahui: Ar Na = 23, Cl = 35,5, C = 12, H = 1, O = 16) 2. Entalpi Peruraian Standar (∆Hdo = Standard Enthalpy of Dissociation) Entalpi Peruraian Standar (∆Hdo) yaitu perubahan entalpi yang menyertai reaksi peruraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur bebas pembentuknya pada keadaan standar. Jadi, entalpi peruarian merupakan kebalikan entalpi pembentukan, yaitu:
∆Hdo = −∆Hfo Contoh: Diketahui ∆Hfo untuk pembentukan 1 mol gas metana (CH4) dari C dan gas hidrogen adalah –74,8 kJ. Persamaan termokimianya adalah: CH4(g) → C(s) + 2H2(g) ∆H = + 74,8 kJ
3. Entalpi Pembakaran Standar (∆Hco = Standard Enthalpy of Combustion) Entalpi pembakaran standar (∆Hco) adalah perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 molzat yang diukur pada 298 K, 1 atm
8
Tabel 2.2 Entalpi pembakaran beberapa zat pada 298K, 1 atm
II.3 Penentuan Entalpi Reaksi Kalor reaksi dapat ditentukan melalui percobaan, dengan menggunakan kalorimeter. Selain itu, seorang ahli kimia dari Rusia, Henry Hess menemukan cara lain untuk menentukan kalor reaksi yaitu berdasarkan data termokimia yang ada. 1. Kalorimetri Kalorimetri merupakan cara penentuan kalor reaksi dengan menggunakan kalorimeter. Sedangkan kalorimeter adalah alat yang digunakan untuk mengukur kalor reaksi. Kalorimeter merupakan suatu sistem terisolasi jadi tidak ada pertukaran materi maupun energi dengan lingkungan di luar kalorimeter.
Gambar 2.3 Bagan kalorimeter bom
Gambar 2.4 Bagan kalorimeter sederhana
Contoh kalorimeter yang biasa digunakan untuk menentukan kalor dari reaksi-reaksi pembakaran adalah kalorimeter bom (Gambar 2.3). Kalorimeter bom terdiri dari bom yaitu
9
wadah tempat berlangsungnya reaksi pembakaran yang terbuat dari bahan stainless steel. Sedangkan kalorimeter sederhana disusun dari dua buah gelas plastik/ polistirena. Gelas bagian dalam ditutupi oleh gabus yang dilubangi untuk memasukkan thermometer dan pengaduk.Gelas bagian luar digunakan sebagai bahan isolator kalor dari lingkungan. Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, dapat ditentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus:
qair =m x c x ∆T qbom = C x ∆T
Keterangan: q = jumlahkalor (J) m =massa air/ larutan di dalam kalorimeter (g) c = kalorjenis air/larutan di dalam kalorimeter (Jg-1K-1) C = kapasitas kalor bom kalorimeter ∆T = kenaikan suhu larutan/ kalorimeter (K)
Karena kalorimeter merupakan sistem yang terisolasi, maka tidak ada kalor yang terbuang kelingkungan, sehingga dapat dirumuskan sebagai berikut:
qreaksi+ qlarutan = 0 qreaksi = −qlarutan Dimana qlarutan = m x c x ∆T Pada tekanan tetap, perubahan entalpi (∆H) sama dengan kalor yang diserap atau dilepas. Sehingga dapat dirumuskan: ∆H = qreaksi
Contoh: Pada pemanasan 400g air bersuhu 25°C diperlukan kalor 84 kJ.Jika diketahui kalor jenis air = 4,2J/g°C, tentukan suhu air setelah pemanasan! Penyelesaian: q = 84 kJ = 84.000 J q= m x c x ∆T 84.000 J = 400 g x 4,2J/goC x ∆T ∆T = 50oC ∆T = T2 – T1 50oC = T2 – 25oC T2 = 75oC Jadi, suhu air setelahpemanasan = 75oC 10
2. Hukum Hess Menurut Henry Hess, entalpi merupakan suatu fungsi keadaan yaitu suatu reaksi yang tidak bergantung pada jalannya reaksi, tetapi tergantung pada awal dan akhir reaksi. Jadi, jika reaksi berlangsung dalam dua tahap reaksi atau lebih, maka perubahan (∆H) reaksi sama dengan jumlah ∆H dari semua tahapan. Gambar2.4 Henry Hess
∆Hreaksi= ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ….
Contoh 1: Berikut ini merupakan diagram pembakaran belerang menjadi gas belerang trioksida (SO3).
Gambar 2.5 Diagram tingkat energi pembakaran S membentuk SO3
Reaksinya dapat berlangsung menurut dua cara sebagai berikut:Cara-1: 3
S(s) + O2(g) → SO3(g) ∆H = -396 kJ 2
Cara-2: 3
1
Tahap-1: S(s) + O2(g) → SO2(g) + O2(g) ∆H = -297 kJ 2
2
1
Tahap-2: SO2(g) + O2(g) → SO3(g)
∆H = -99 kJ
2
3
S(s) + O2(g) → SO3(g)
∆H = -396 kJ
2
Keadaan awal
11
+
Keadaan akhir
Lintasan 1
Lintasan2
+ 3. Energi ikatan Energi ikatan (energi disosiasi) merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan dari suatu molekul gas menjadi atom-atomnya. Energi ikatan dilambangkan D dan dinyatakan dalam kJ/mol. Untuk molekul beratom banyak digunakan energi ikatan rata-rata Tabel 2.3 Energi beberapa jenis ikatan (kJ/mol)
Menurut hukum Hess, dengan diketahui data energi ikatan pada pereaksi dan produk dapat ditentukan ∆H reaksi yang terjadi, dengan rumus: 12
∆Hr = ∑ energi ikatan pereaksi (ruas kiri) − ∑ energi ikatan produk (ruas kanan)
Contoh: Dengan menggunakan tabel energi ikatan, tentukan energi yang dibebaskan padapembakaran gas metana. Penyelesaian: Reaksipembakaran gas metana: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ∆H = ? ∆Hr = ∑ energiikatanpereaksi (ruaskiri) − ∑ energiikatanproduk (ruaskanan)
= (4 C−H + 2 O=O) – (2 C=O + 4 O−H) = (4 x 415) + (2 x 494) − (2 x 805) + (4 x 460) = (1660 + 988) − (1610 + 1840) = 2648 – 3450 = - 802 kJ
LATIHAN! Jawablah soal-soal dibawah ini dengan singkat dan jelas ! 1. Jika kepingan magnesium dimasukkan ke dalam tabung reaksi yang berisi larutan HCl ternyata terbentuk gelembung dan dasar tabung terasa panas. Tentukan : a. Sistem b. Lingkungan c. Jenis reaksi 2. Gambarkan diagram tingkat energi untuk reaksi : a. CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O ∆H = - 802 kJ/mol b. H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) ∆H = +286 kJ/mol 3. Tuliskan persamaan termokimia jika diketahui : a. ∆ Hoc CH3OH (l) = -238,6 kj/mol b. ∆Hod C2H6 (g) = +1559,7 kj/mol c. ∆Hof H3PO4 (l) = -1556 kj/mol 4. Diketahui reaksi : 4NH3(g) + 5 O2(g) → 4NO(g) + 6H2O (g) ∆H = -1170kj/mol ∆Hof NO(g) = + 90 kj/mol ∆Hof H2O (g) = -285 kj/mol Tentukan entalpi pembentukan standar gas NH 3 ! 5. Diketahui reaksi : 2H2(g) + O2 (g) → 2H2O(l) ∆H = -571,7kj C3H4 (g) + 4 O2 (g) → 3CO2(g) + 2H2O (g) ∆H = -1941 kj 13
C3H8 (g) + 5O2(g) → 3CO2 (g) + 4H2O (l) ∆H = -2220 kj Tentukan perubahan entalpi reaksi : C3H4(g) + 2H2 (g) → C3H8(g) 6. Diketahui energi ikatan rata-rata : H-H = 436 kj/mol C=C = 346 kj/mol C-C = 607 kj/mol C-H = 414 kj/mol Hitung ∆H reaksi pada reaksi : C3H6 (g) + H2 (g) → C3H8(g) 7.
Dari grafik diatas, kalor pembentukan CO adalah … 8. Diketahui reaksi : S (s) + O2(g) → SO2(g) ΔH1 = –299 kJ mol-1 SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) ΔH2 = X kJ mol-1 S(s) + 1 ½ O2(g) → SO3(g) ΔH3 = –396 kJ mol-1 Hitung harga X ! 9. Bila data entalpi pembentukan standar: C3H8(g) = – 104 kJ mol-1 CO2(g) = – 394 kJ mol-1 H2O(l) = – 286 kJ mol-1 Hitunglah harga ΔH untuk reaksi : C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) 10. Diketahui energi ikatan rata-rata dari: C=C = 607 kJ/mol O–H = 460 kJ/mol C–C = 343 kJ/mol C–O = 351 kJ/mol C–H = 410 kJ/mol Tentukan perubahan entalpi dari reaksi : CH2=CH2+ H2O → CH3–CH2–OH
II. 4. Energi Bahan Bakar Bahan bakar utama dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batubara. Bahan bakar fosil itu memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun.
14
Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi, telah digunakan dengan laju yang lebih cepat daripada proses pembentukannya. Oleh karena itu dalam waktu yang tidak lama lagi akan segera habis. Untuk menghemat penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan bakar pengganti, telah dikembangkan berbagai bahan bakar, misalnya gas sintetis (sin-gas) dan hidrogen. Bahan bakar sintetis yang banyak dipertimbangkan adalah hidrogen. Hidrogen cair bersama-sama dengan oksigen cair telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen samasekali tidak memberi dampak negatif pada lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air. Hidrogen dibuat dari penguraian air dengan listrik: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)∆H = –572 kJ Matahari adalah sumber energi terbesar bumi, tetapi teknologi penggunaan energi surya sebelumnya belumlah komersial. Salah satu kemungkinan penggunaan energi surya adalah menggunakan tanaman yang dapat tumbuh dengan cepat. Energinya kemudian diperoleh dengan membakar tumbuhan tersebut. Tabel 2.4 Nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar
Pada pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbondioksida dan uap air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air.
Contoh: Pembakaran sempurna isooktana:
15
25
C8H18(l) + O2(g)→8CO2(g) + 9H2O(l) ∆H = –5.460 kJ 2
Pembakarantaksempurnaisooktana: 17
C8H18(l) + O2(g) →8CO(g) + 9H2O(l) ∆H = –2.924,4 kJ 2
Pembakaran tidak sempurna menghasilkan kalor lebih sedikit dibandingkan pembakaran sempurna. Jadi, pembakaran tidak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. Kerugian lain pembakaran tidak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO) yang beracun sehingga mencemari udara.
LATIHAN SOAL – SOAL
16
17
18
I - PENENTUAN REAKSI ENDOTERM & EKSOTERM 1. Tujuan a. Mengamati terjadinya reaksi eksoterm dan reaksi endoterm b. Mengamati ciri-ciri reaksi eksoterm dan reaksi endoterm c. Mempelajari perubahan energi pada reaksi kimia 2. Dasar Teori a. Reaksi eksoterm Reaksi eksoterm adalah reaksi yang menghasilkan kalor. Kalor dilepas dari sistem ke lingkungan sehingga entalpi sistem berkurang dan perubahan entalpi berharga negatif. b. Reaksi endoterm Reaksi endoterm adalah reaksi kimia yang memerlukan kalor. Kalor diserap dari lingkungan ke sistem sehingga entalpi dalam sistem bertambah dan perubahan entalpi berharga positif.
1. Alat dan Bahan 1. Tabung reaksi & Rak tabung reaksi 2. Gabus tabung reaksi & penjepit 3. Pipet & Spatula 4. Alat pembakar & Korek api 5. Larutan asam klorida (HCl) 2 M & Magnesium (Mg) 6. Barium hidroksida oktahidrat (Ba(OH)2 . 8H2O) & Amonium Klorida (NH4Cl) 7. Serbuk Belerang (S) & Serbuk Besi (Fe) 8. Tembaga (II) Carbonat (CuCO3) 2. Cara Kerja a. Masukkan kurang lebih 30 tetes larutan asam klorida (HCl) 2 M ke dalam sebuah tabung reaksi, kemudian tambahkan potongan pita magnesium sepanjang 2,4 cm
19
yang sudah diampelas. Amati perubahan yang terjadi dan rasakan perubahan suhu tabung reaksi. b. Masukkan kristal barium hidroksida (Ba(OH)2 . 8H2O) sebanyak 1 spatula ke dalam tabung reaksi. Tambahkan kristal Amonium Klorida (NH 4Cl) sebanyak 1 spatula. Aduk campuran itu kemudian tutuplah dengan gabus. Pegang tabung itu dan rasakan suhunya. Biarkan sebentar, buka tabung dan cium bau gas yang timbul, catat pengamatan tersebut. c. Campurkan serbuk belerang dan serbuk besi dalam satu spatula. Panaskan spatula sampai campuran berpijar. Hentikan pemanasan, amati apa yang terjadi dan catat hasil pengamatannya. d. Ambil satu spatula sampai bubuk tembaga (II) Carbonat (CuCO 3). Panaskan tabung itu samai mulai terjadi perubahan pada bubuk tembaga (II) karbonat tersebut. Hentikan pemanasan, amati apa yang terjadi dan catat hasil pengamatannya. 1. Hasil Pengamatan NO ZAT KIMIA 1 HCl 2 M 2 Pita Magnesium 3 Sulfur 4 Serbuk besi 5 Ba(OH)2 .8H2O 6 NH4Cl 7 CuCO3 N o 1. 2. 3.
4.
WUJUD/WARNA
Kegiatan Pencampuran HCl dan Pita Magnesium Pencampuran Ba(OH)2.8H2O dan NH4Cl. Pembauan gas. Pemanasan serbuk belerang (S) dan serbuk besi (Fe)
Pemanasan CuCO3 ketika pemanasan dihentikan
Hasil Pengamatan - Ketika dipanaskan, reaksi berjalan ....................... - Ketika pemanasan dihentikan ...................... - Ketika dipanaskan, ................................ - Ketika pemanasan dihentikan,...............
20
Perubahan Reaksi Kimia Warna
2. Pertanyaan 1) Gejala apakah yang menunjukkan telah terjadi reaksi kimia pada percobaan 1, 2, 3, dan 4? 2) Jika reaksi dibiarkan beberapa jam, apa yang anda harapkan terjadi dengan suhu campuran pada (1) dan (2)? 3) Bagaimanakah jumlah entalpi zat-zat hasil reaksi (1), (2), (3), dan (4) jika diukur pada suhu dan tekanan yang sama? 4) Gambarlah diagram tingkat energi untuk keempat reaksi di atas! 5) Simpulkanlah pengertian reaksi eksoterm dan endoterm
II – PENENTUAN HARGA ENTALPI REAKSI I. Tujuan Menentukan perubahan entalpi yang terjadi pada reaksi antara larutan natrium hidroksida dengan larutan asam klorida II. Dasar Teori Dengan mengukur kenaikan suhu di dalam kalorimeter, dapat ditentukan jumlah kalor yang diserap oleh air serta perangkat kalorimeter berdasarkan rumus:
qair = m x c x ∆T qbom = C x ∆T
Keterangan: q = jumlah kalor (J) m = massa air/ larutan di dalam kalorimeter (g) c = kalor jenis air/ larutan di dalam kalorimeter (Jg-1K-1) C = kapasitas kalor bom kalorimeter ∆T = kenaikan suhu larutan/ kalorimeter (K)
Karena kalorimeter merupakan sistem yang terisolasi, maka tidak ada kalor yang terbuang ke lingkungan, sehingga dapat dirumuskan sebagai berikut:
qreaksi + qlarutan = 0 qreaksi = −qlarutan Dimana qlarutan = m x c x ∆T. Pada tekanan tetap, perubahan entalpi (∆H) sama dengan kalor yang diserap atau dilepas. Sehingga dapat dirumuskan:
∆H = qreaksi III. Alat dan Bahan a. Alat Gelas plastik, pengaduk kaca, termometer
21
b.
Bahan NaOH 1 M HCl 1 M
IV. Langkah Kerja 1. Masukkan 25 mL larutan NaOH 1 M ke dalam bejana plastik dan 25 mL larutan HCl 1 M ke dalam bejana plastik, silinder ukur. 2. Ukur suhu kedua larutan tersebut menggunakan termometer. Termometer harus dibersihkan dan dikeringkan sebelum dipindahkan dari satu larutan ke larutan yang lain. Jika suhu larutan berbeda, tentukan suhu rata – rata sebagai suhu awal. 3. Tuangkan HCl ke dalam bejana plastik yang berisi larutan NaOH, aduk dengan termometer dan perhatikan perubahan suhu. Suhu akan naik kemudian tetap dan selanjutnya turun. Catatlah suhu akhir! V. Data Pengamatan O Suhu larutan NaOH 1 M = C O Suhu larutan HCl 1 M = C O Suhu rata – rata (suhu awal) = C O Suhu akhir = C O Kenaikan suhu (∆t) = C VI. Pertanyaan/Bahan Diskusi 1. Tuliskan persamaan reaksi setara dari percobaan yang telah anda lakukan! 2. Hitunglah qlarutan dengan rumus q = m x c x ∆t 3. Hitunglah qreaksi = - qlarutan 4. Hitunglah jumlah mol NaOH dalam 25 mL larutan NaOH 1 M dan jumlah mol HCl dalam 25 mL larutan HCl 1 M! 5. Hitunglah qreaksi pada pembentukan 1 mol H2O! 6. Tuliskan persamaan termokimia untuk reaksi tersebut! (kalor jenis air = 4,2 J/goC; massa jenis air = 1 g/ml) VII. Pembahasan VIII. Kesimpulan IX. Daftar Pustaka
22
Pilihlah salah satu jawaban yang paling tepat. 1. Dua pereaksi dicampurkan dalam tabung reaksi , setelah reaksi berlangsung tabung terasa dingin ketika dipegang. Pernyataan yang tepat mengenai hal tersebut adalah …. a. entalphi pereaksi bertambah. b. Entalphi pereaksi berkurang. c. Entalhi pereaksi dan hasil reaksi bertambah. d. Enthalphi pereaksi lebih besar daripada entalphi hasil reaksi. e. Entalphi hasil reaksi lebih besar entalphi pereaksi. 2. Diketahui reaksi : 2C2H2 + 5O2 4CO2 + 2H2O ∆H = -2372,4 kJ. Pernyataan berikut yang tepat untuk pembakaran sempurna 5,6 Liter C2H2 pada STP a. Dibebaskan kalor sebesar 593,1 kJ b. Diperlukan kalor sebesar 593,1 kJ c. Enthalphi system bertambah 296,55 kJ. d. Diserap kalor sebesar 296,55 kJ e. Dibebaskan kalor sebesar 296,55 kJ. 2. Jika 100 mL NaOH 1 M direaksikan dengan 100 mL HCl 1 M ternyata suhu naik dari 29 oC menjadi 37,5oC, jika kalor jenis larutan 4,2 J/C. Perubahan entalphi reaksi adalah … a. -45,9 kJ d. -71,4 kJ b. -54,6 kJ e. -82,3 kJ c. -59,6 kJ 3. Dari suatu percobaan penentuan ∆H reaksi alcohol (C2H5OH) 4,6 gram alcohol dibakar untuk memanaskan 100 gram air pada suhu 20oC, Pada akhir pemanasan suhu air menjadi 25oC, jika kalor jenis air 4,2 J/gK, maka ∆H pembakaran alcohol adalah….(Ar C = 12, H = 1, O = 16) a. 2,1 kJ d. 42 kJ b. 21 kJ e. 210 kJ c. 4,2 kJ 4. Dari data persamaan reaksi berikut : C6H12O6 + 6 O2 6CO2 + 6 H2O ∆H = -2820 kJ C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O ∆H = -1380 kJ Perubahan entalphi untuk fermentasi glukosa : C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2 adalah …. a. + 60 kJ d. -1440 kJ b. - 60 kJ e. -2880 kJ c. +1440 kJ 5. Diketahui ∆Hf H2O = - 285,5 kJ/mol, ∆Hf CO2 = -393,5 kJ/mol dan ∆Hf C3H8 = -1285,5 kJ/mol. Maka harga ∆Hc C3H8 adalah …. a. +1037 kJ/mol d. -1037 kJ/mol b. +518,5 kJ/mol e. – 2322,5 kJ/mol c. -518,5 kJ/mol
6. Diketahui reaksi :N2 + 3H2 NH3 ∆H = -92 kJ
23
Kalor yang diperlukan untuk menguraikan 5,1 gram amoniak ( Mr = 17) adalah …. a. 4,6 kJ d. 18,8 kJ b. 9,2 kJ e. 27,6 kJ c. 13,8 kJ 7. Entalphi pembakaran asetilena adalah -1300 kJ. Jika entalphi pembentukan CO2 dan H2O berturut-turut adalah -395 kJ dan -285 kJ, entalphi pembentukan asetilena, C2H2 adalah a. -255 kJ d. +450 kJ b. +225 kJ e. -620 kJ c. -450 kJ 8. Data energi ikatan C=C = 611 kJ/mol, C-H = 414 kJ/mol, H-Cl = 431 kJ, C-Cl = 339 mol/mol, C-C = 347 kJ/mol. Berdasarkan data energi ikatan tersebut maka perubahan entalphi pada reaksi C2H4 + HCl C2H5Cl a. +46 kJ d. -92 kJ b. -46 kJ e. -138 kJ c. -58 kJ 9. Diketahui energi ikatan H-F = 565 kJ/mol, H-H = 436 kJ/mol, F-F = 158 kJ/mol. Energi yang dilepas pada pembentukan 5 gram HF (Mr = 20 kJ/mol) dari unsur-unsurnya adalah a. -268 kJ d. -67 kJ b. -201 kJ e. -33,5 c. -124 kJ Daftar Pustaka 1. Chang, Raymond. 2003. General Chemistry: The Essential Concepts. Third Edition. Boston: Mc Graw-Hill. 2. Goldberg, David E. 2004. Fundamentals of Chemistry. Fourth Edition. New York The McGraw – Hill Companies, Inc.
24
